Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Периодическая система химических элементов – это графическое изображение пародического закона. Она представлена в виде таблицы, содержащей 7 периодов, 10 рядов и 8 групп элементов. Каждая группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной.

Для элементов, объединенных в одну группу, характерны следующие закономерности:

Высшая валентность элементов в соединениях с кислородом соответствует номеру группы (исключение: медь может быть и двухвалентной).

В главных подгруппах с увеличением относительных атомных масс (при движении сверху вниз) усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметаллические.

При движении по периоду слева направо усиливаются неметаллические свойства и ослабевают металлические.

Порядковый номер химического элемента (Z) совпадают с зарядом ядра его атома.

Для атома ₁₉³⁹K (А – массовое число): Z = 19 (число протонов) и N=A-Z=39-19=20 (число нейтронов).

Сущность периодичности состоит в том, что при возрастании положительных зарядов ядер атомов химических элементов наблюдается периодическое повторение химических элементов с одинаковым числом валентных (внешних) электронов. Этим объясняется периодическая повторяемость свойств элементов и их соединений.

Значение периодического закона

Закон сыграл большую роль в создании современной теории строения атома, которая подтвердила его положения.

Явление периодичности в изменении свойств химических элементов было объяснено электронными структурами атомов.

Возрастание числа химических элементов в периодах (2-8, 18-32) привело ученых к мысли о заполнении энергетических уровне соответствующим числом электронов.

На основе периодического закона удалось предсказать и открыть заурановые элементы.

Периодический закон и периодическая система химических элементов имели большое значение для открытия радиоактивных изотопов и областей их применении.

6. В периодическом законе и периодической системе химических элементов ярко проявляются общие законы развития природы:

• закон перехода количества в качество,

• закон единства и борьбы противоположностей,

• закон отрицания отрицания.

Амфотерность неорганических и органических соединений.

Ответ. Амфотерные элементы – элементы, оксиды и гидроксиды которые проявляют амфотерные свойства.

К амфотерным элементам относятся: алюминий, цинк, хром, желез, марганец и др.

Амфотерные оксиды – это оксиды элементов, проявляющие свойства, характерные и для основных оксидов

Al₂O₃ + 2NaOH ^{сплавление}2NaAlO₂ + H₂O,

^{(твердый) алюминат натрия}

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, проявляющие свойства, характерные и для кислот, и для оснований:

Al (OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ +3H₂O (Al(OH)₃ как основание),

Al(OH)₃ +NaOH + 2H ₂O = Na[Al(OH) ₄(H ₂O) ₂) ] (Al(OH)₃ как кислота ).

Чем выше степень окисления элемента, тем более сильные кислотные свойства проявляют его оксиды (например, хром).

Среди органических соединений амфотерными свойствами обладают аминокислоты благодаря наличию двух функциональных групп:NH₂ (аминогруппа) и СООH (карбоксильная группа).

Для аминокислот характерны свойства, присущие аминам и карбоновым кислотам.

1. Свойства кислоты:

а) взаимодействие с металлом:

2NH₂CH₂COOH + 2Na = 2NH₂CH₂COONa + H₂ ↑

б) взаимодействие с оксидом металла:

2NH₂CH₂COOH + MgO = (NH₂CH₂COO)₂ Mg + H₂O;

в) взаимодействие с основанием:

NH₂CH₂COOH + NaOH = NH₂CH₂COONa + H₂O;

г) взаимодействие с солью:

2NH₂CH₂COOH + Na₂CO₃ = 2NH₂CH₂COONa + H₂O + CO₂↑;

д ) реакция этерификации:

NH₂CH₂COOH + HOC₂H₅ = NH₂CH₂COOC₂H₅ + H₂O.

2. Свойства (как амин):

NH₂CH₂COOH + HCl = Cl^- [⁺NH₂CH₂COOH] .

3. Поликонденсация(взаимодействие друг с другом):

NH₂CH₂COOH + H₂NCH₂COOH = NH₂CH₂ CONH CH₂COOH + H₂O;

^{пептидная группа}

^{дипептид ɑ- аминоуксусной кислоты}

Многоатомные спирты, их строение свойства и применение.

Физические свойства

Вязкие, сиропоподобные жидкости, без цвета и запаха, сладковатого вкуса, хорошо растворимые в воде. Температура кипения этиленгликоля – 197,6 ̊С, глицерина – 290 ̊С. Этиленгликоль – яд!

Химические свойства

1. Взаимодействие со щелочными металлами:

CH₂(OH)CH₂(OH) + 2Na = CH₂(ONa)CH₂(ONa) + H₂↑.

2. Взаимодействие с галогеноводородами:

CH₂(OH)CH₂(OH) + 2HCl = CH₂ClCH₂Cl + 2H₂O.

^{дихлорэтан}

3. Нитрование:

CH₂(OH)CH(OH)СH₂(OH) + 3HNO₃ CH₂(ONO₂)CH(ONO₂)CH₂(ONO₂) + 3H₂O . ^{нитроглицерин}

4. Качественная реакция на глицерин:

2CH₂ (OH)CH(OH)CH₂(OH) + Cu(OH)₂

^{глицерат меди(II)}

^{(раствор ярко-синего цвета)}

Получение

1. 3С₂H₄ + 2KMnO₄ + 4H₂O = 3CH₂(OH)CH₂(OH) + 2MnO₂ + 2KOH.

2. CH₂ClCH₂Cl + 2NaOH = CH₂(OH)CH₂(OH) + 2NaCl.

3. 2C₂H₄ + O₂ 2H₂C – CH₂,

\ /

O

^{этиленоксид}

H₂C – CH₂ + H₂O = CH₂(OH)CH₂(OH)

\ /

O

4. CH₃CHCH₂ + O₂ CH₂CHCHO + H₂O,

^{акролен}

CH₂CHCHO + H₂ = CH₂CHCH₂OH,

^{аллиловый спирт}

CH₂CHCH₂OH + H₂O₂ = CH₂(OH)CH(OH)CH₂(OH).

Применение

1. В производстве антифризов (веществ, понижающих температуру замерзания растворов).

В парфюмерии (глицерин).

Ответ. Окислительно - восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При этом происходит смещение валентных (связывающих) электронов от атомов с меньшей электроотрицательностью к атомам с большей электроотрицательностью.

_{0 +5 +2 +4}

Cu + 4HNO₃ Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

Если атом, ион или молекула в процессе реакции оттягивает на себя дополнительную электронную плотность( присоединение электронов), то этот атом, ион или молекула называется окислителем, а сам процесс присоединение электронов – восстановлением.

В нашем случае: _{+5 +4}

N+1e= N,

Написать схему реакции.

Физические свойства

Химические свойства

1.Горение ( сильный коптящее пламя):

2C₆H₆ + 15O₂=12CO₂↑ + ₆H₂O.

Получение

1.Дегидрирование циклопарафинов ( Зелинский, 1912 г.):

C₆H₁₂ C₆H₆ + 3H₂.

2.Дегидрирование алканов:

C₆H₁₄ C₆H₆ + 4H₂.

3.Тримеризация ацетилена:

_{актив. уголь}

3C₂H₂ C₆H_6.

^{600 °С}

Применение

Как растворитель лаков.

7.Как добавка к моторному топливу (для повышения октанового числа).

Ответ. Изомерия – существование соединений, имеющих одинаковый состав и одинаковую молекулярную массу, но различное строение молекул. Такие соединения, обладающие различными физическими и химическими свойствами, называют изомерами.

При наличии в молекуле асимметрического атома углерода (атом с четырьмя различными заместителями)молекула может существовать в виде двух изомеров(энантиомеры),относящихся друг к другу как несимметричныйпредмет и его зеркальное отображение.

H H

CI-C-I, I-C-CI.

Br Br

Физические свойства

Химические свойства

H H H R

^{x • x • x • x •}

, , , .

^{x • x• x• x•}

H H R R

а) Взаимодействие с водой (образуется основание, раствор имеет щелочную реакцию):

CH₃NH₂ + HOH = [CH₃NH₃]⁺OH^- .

^{гидроксид метиламмония}

^{( слабое основание)}

б) Взаимодействие с кислотами ( амины обладают основными свойствами: они присоединяют протон H⁺):

CH₃NH₂ + HCI = [ CH₃NH₃]CI.

^{хлорид метиламмония}

Особые свойства:

1.Окисление ( горение на воздухе):

4CH₃NH₂ + 9O₂ = 4CO₂↑+ 2N₂↑ + 10H₂O.

2.Бромирование :

C₆H₅NH₂ + 3Br₂ = C₆H₂Br₃NH₂↓ + 3HBr.

_{2,4,6 - триброманилин}

3.Присоединение алкилгалогенидов:

C₆H₅NH₂ + C₂H₅CI = [C₆H₅NH₂C₂H₅]⁺CI^-.

Получение анилина

Получение анилина C₆H₅NH₂ – восстановление нитросоединения до амина ( реакция Зинина,1842 г.):

C₆H₅NH₂ + 3(NH₄)₂S = C₆H₅NH₂ + 3S+ 6NH₃+ 2H₂O.

Современный метод:

Fe + 2HCI = FeCI₂ + 2H,

^{атомарный}

^{водород}

C₆H₅NO₂ + 6H = C₆H₅NH₂ + 2H₂O.

Наиболее перспективен контактный способ - пропускание смеси паров нитробензола и водорода над катализатором:

^кат.

C₆H₅NO₂ + 3H₂ ═ C₆H₅NH₂ + 2H₂O.

_{300 °C}

Восстановители: (NH₄)₂ S,H₂, Fe (в виде чугунных стружек) в присутствии HCI.

Применение анилина:

Ответ.

1. Получение (COOH)₂ ( Ф.Вёлер, 1824 г.):

_t

2C + N₂ = C₂N₂,

^дициан

C₂N₂ + 4H₂O=(COONH₄)₂,

^{оксалат аммония}

(COONH₄)₂ + H₂SO₄=(COOH)₂ + (NH₄)₂SO₄.

2.Синтез мочевины :

а ) (CN)₂ + 2NH₃ + H₂O = CO(NH₂)₂ + NH₄ CN (Вёлер ,1824 г .);

_t

б )2C + N₂ = C₂N₂,

C₂N₂ + H₂ = 2HCN,

^{синильная кислота}

HCN + NH₃ = NH₄ CN,

^{цианид аммония}

2NH₄CN + O₂ = 2NH₄CNO,

^{цианат аммония}

NH₄ –O-C≡N NH₂ –CO-NH₂(Вёлер,1828 г.).

Егидная группа.

О

-С

Н.

7. Разложение:

HCOOH CO↑+H₂O.

^H ₂ ^SO ₄

Получение

1. Из соли :

2CH₃COONa+H₂SO₄=2CH₃COOH+Na₂SO₄.

2. Окисление алкана:

2СH₄+3O₂=2HCOOH+2H₂O.

3. Окисление спирта:

R-CH₂OH+O₂=R-COOH+H₂O.

4. Окисление альдегида:

R-CHO+[O]=R-COOH

^{альдегид окислитель}

5. Из оксида углерода( II) и гидроксида натрия:

CO+NaOH HCOONa,

^{p формиат натрия}

2HCOONa+H₂SO₄=2HCOOH+Na₂SO₄.

6. Из спирта и оксида углерода( II) :

СH₃OH+CO CH₃COOH.

^p

7. Гидролиз нитрилов:

CH₃C≡N+2H₂O=CH₃COOH+NH₃.

Применение

HCOOH – в синтезе органических веществ ( как восстановитель), в пищевой отрасли промышленности (как антисептик и консервант), в текстильной отрасли промышленности (при крашении тканей), в медицине (как средстве для растирания).

2. CH₃COOH – для получения пластмасс, красителей, лекарственных веществ, искусственного волокна (ацетатный шелк), невоспламеняющейся кинопленки. Ее соли – гербициды. Ее сложные эфиры используются в парфюмерии и медицинской отрасли промышленности.

3. C₁₅H₃₁COOH и C₁₇H₃₅COOH – для получения мыл.

Структура

Третичная структура белка- специфическое взаимное расположение участков спиральной цепи молекулы белка и отдельных молекул. Третичная структура обусловлена наличием дисульфидных, сложноэфирных и солевых мостиков, а также межмолекулярных водородных связей.

Физические свойства

Химические свойства

1. Денатурация – процесс необратимого свертывания белков, связанный с разрушением исходной структуры. Денатурация происходит при высоких температурах, действии радиации, солей тяжелых металлов, химических веществ( кислот, щелочей, спиртов).

Значение белков в природе

Функции белков в живых организмах следующие : строительная ( из белков состоят тела всех живых существ), двигательная ( актин, миозин), транспортная( гемоглобин), защитная (специфические реакции иммунитета- антитела), сигнальная ( белки, плазмалеммы, рецепторы), каталитическая ( пепсины, расщепляют белки), регуляторная ( инсулин участвует в обмене углеводов).

Гетерогенные реакции протекают между веществами, находящимися в разных фазах. Пример такой реакции- растворение железных стружек в соляной кислоте.

Скорость гомогенной реакции- это величина, определяемая изменением концентрации одного из вступивших или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени в единице объема:

_гомог= -(С₂-С₁)/(t₂-t₁)= C/ t (моль*л^-1* с^-1).

Скорость гетерогенной реакции- величина, определяемая числом молей веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в единицу времени на единице поверхности:

_гетер= - v/(S t).

АКР- в узлах атомы. Примеры : бор, углерод (алмаз), кремний, германий. Атомы соединены прочными ковалентными связями, поэтому для веществ характерны высокие температуры кипения и плавления, высокая прочность и твердость. Большинство таких веществ не растворимо в воде.

ИКР – в узлах катионы и анионы. Примеры : NaCl, KF, LiBr. Такой тип решетки имеется у соединений с ионным типом связи (металл-неметалл). Вещества тугоплавкие, малолетучие, сравнительно прочные, хорошие проводники электрического тока, хорошо растворимы в воде.

Мет. КР – решетка веществ, состоящих только из атомов металла. Примеры : Na, K, Al, Zn, Pb и т.д. Агрегатное состояние твердое, нерастворимо в воде. Кроме щелочных и щелочно-земельных металлов, проводники электрического тока, температуры кипения и плавления колеблются от средних до очень высоких.

Периодическая система химических элементов – это графическое изображение пародического закона. Она представлена в виде таблицы, содержащей 7 периодов, 10 рядов и 8 групп элементов. Каждая группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной.

Для элементов, объединенных в одну группу, характерны следующие закономерности: